《大學(xué)無(wú)機(jī)化學(xué)》PPT課件

2020/9/17,第一節(jié)水的解離反應(yīng)和溶液的酸堿性,第三章 酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng),2020/9/17,3-1-1酸堿的電離理論,3-1-1 酸堿的電離理論,近代酸堿理論,2020/9/17,阿侖尼烏斯酸堿電離理論,2020/9/17,3-1-2 水的解離反應(yīng)和溶液的酸堿性,3-1-2 水的解離反應(yīng)和溶液的酸堿性,水的解離反應(yīng),2020/9/17,溶液的酸堿性和pH,1.010-7,1.010-7,<1.010-7,c(OH-)/molL-1,<1.010-7,1.010-7,1.010-7,c(H+)/molL-1,堿性,中性,酸性,溶液酸堿性,2020/9/17,酸堿指示劑,pH試紙?jiān)诓煌膒H溶液中顯不同的顏色,2020/9/17,第二節(jié)弱電解質(zhì)的解離反應(yīng),3-2 弱電解質(zhì)的解離反應(yīng),2020/9/17,3-2-1 解離平衡和解離常數(shù),3-2-1 解離平衡和解離常數(shù),弱電解質(zhì)在水中部分解離, 存在解離平衡,解離平衡,2020/9/17,解離常數(shù),2020/9/17,例,2020/9/17,3-2-2解離度和稀釋定律,3-2-2 解離度和稀釋定律,解離度,解離度可表示弱電解質(zhì)解離程度的大小 在溫度、濃度相同條件下, 越小, 電解質(zhì)越弱,2020/9/17,稀釋定律,起始濃度 c 平衡濃度 c-c c c,若c/Ki 500, 1-1,2020/9/17,3-2-3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算,3-2-3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算,若Ki Kw 且濃度不很小, 可忽略水的解離,2020/9/17,2020/9/17,例,計(jì)算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解離度,pH=-lg(7.510-12)=11.12,2020/9/17,2020/9/17,3-2-4多元弱酸的分步解,3-2-4 多元弱酸的分步解離,2020/9/17,例,已知常溫、常壓下H2S的溶解度為0.10molL-1， 計(jì)算H2S飽和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解離度,2020/9/17,例,已知常溫、常壓下H2S的溶解度為 0.10molL-1， 計(jì)算H2S飽和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解離度,2020/9/17,常溫下, H2S飽和溶液中, c(H2S)=0.10molL-1,調(diào)節(jié)H2S溶液的酸度，可控制c(S2-),2020/9/17,3-2-5 解離平衡的移動(dòng)同離子效應(yīng),3-2-5 解離平衡的移動(dòng)同離子效應(yīng),HOAc H+ + OAc- NaOAc Na+ + OAc-,平衡向左移動(dòng),2020/9/17,例,在0.10molL-1NH3H2O溶液中, 加入固體NH4Cl,使其濃度為0.10molL-1, 計(jì)算溶液中c(H+)、NH3H2O的解離度,x=1.810-5,c(OH-)=1.810-5 molL-1,2020/9/17,c(OH-)=1.810-5 molL-1,未加NH4Cl的0.10molL-1NH3H2O溶液 1.34%,即由于同離子效應(yīng)，使降低,利用同離子效應(yīng), 調(diào)節(jié)溶液的酸堿性, 可控制弱電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子的濃度，進(jìn)行金屬離子的分離和提純。,上此課內(nèi)容回顧:,2.4 化學(xué)平衡的移動(dòng) 化學(xué)平衡的影響因素：濃度、壓力、溫度，催化劑。 平衡移動(dòng)的規(guī)律呂查德里原理 3. 酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng) 3.1水的解離反應(yīng)和溶液的酸堿性 * 3.2弱電解質(zhì)的解離反應(yīng),解離平衡和解離常數(shù)（Ka、Kb）* 解離度和稀釋定律 弱酸或弱堿溶液中離子濃度的計(jì)算* 多元弱酸（弱堿）的分步解離 解離平衡的移動(dòng)同離子效應(yīng),2020/9/17,3-2-6 緩沖溶液,3-2-6 緩沖溶液,NaOAc 抵消H+; HOAc 抵消OH-,2020/9/17,2020/9/17,例,試計(jì)算含0.10molL-1HOAc、0.10molL-1 NaOAc溶液的pH值。,x=1.810-5,c(H+)=1.810-5 molL-1,2020/9/17,例,(2) 在含0.100molL-1HOAc、0.100molL-1NaOAc溶液中加入HCl, 使c(Cl-) = 0.001molL-1，計(jì)算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來(lái)酸的作用，而保持溶液pH值不變。,2020/9/17,(3) 在含0.100molL-1HOAc、0.100molL-1NaOAc溶液中加入KOH, 使 c(K+)=0.001molL-1，計(jì)算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來(lái)堿的作用，而保持溶液pH值不變。,2020/9/17,例,(4) 在含0.10molL-1HOAc、0.10molL-1 NaOAc溶液中加入H2O, 使溶液稀釋10倍, 計(jì)算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量水的稀釋作用，而保持溶液pH值不變。,掌握弱電解質(zhì)的解離度、稀釋定律、解離平衡、 同離子效應(yīng)、緩沖溶液的概念。 重點(diǎn)掌握一元弱酸、一元弱堿解離平衡的計(jì)算(包括同離子效應(yīng)、緩沖溶液pH值的計(jì)算)。,本節(jié)內(nèi)容要求,2020/9/17,3-3-1 水解反應(yīng)和水解常數(shù),3-3-1 水解反應(yīng)和水解常數(shù),1、水解反應(yīng), 顯堿性,3-3 鹽類(lèi)的水解反應(yīng),2020/9/17, 顯酸性,+,2020/9/17,2020/9/17,2、水解常數(shù)*,2020/9/17,水解常數(shù),2020/9/17,3-3-2 分步水解,3-3-2 分步水解,多元弱酸鹽或多元弱堿鹽水解是分步的,2020/9/17,如FeCl3的水解反應(yīng)式,2020/9/17,3-3-3 鹽溶液pH的近似計(jì)算,3-3-3 鹽溶液pH的近似計(jì)算*,例,計(jì)算0.10molL-1NaOAc溶液的pH和水解度,2020/9/17,3-3-4影響鹽類(lèi)水解度的因素,3-3-4 影響鹽類(lèi)水解度的因素,1、水解離子的本性,-,2020/9/17,Al2S3 +6H2O 2Al(OH)3+ 3H2S,SnCl2 + H2O Sn(OH)Cl+ HClSbCl3 + H2O SbOCl+ 2HCl Bi(NO3)3 + H2O BiONO3+ 2HNO3,2020/9/17,2、鹽溶液濃度、溫度,一般來(lái)說(shuō)，鹽濃度越小，溫度越高，鹽的水解度越大。,3、鹽溶液酸度,降低溶液的pH，可增大陰離子的水解度,升高溶液的pH，可增大陽(yáng)離子的水解度,2020/9/17,3-3-5 鹽類(lèi)水解的抑制和利用,3-3-5 鹽類(lèi)水解的抑制和利用,1、易水解鹽溶液的配制,為抑制水解，必須將它們?nèi)芙庠谙鄳?yīng)的堿或酸中,2020/9/17,易水解鹽溶液的配制,2020/9/17,易水解鹽溶液的配制,2020/9/17,易水解鹽溶液的配制,+ H2O,H2S + OH-,2020/9/17,2、利用鹽類(lèi)水解進(jìn)行離子的分離和提純,如除去溶液中的Fe2+、Fe3+,2. 降低酸度，調(diào)節(jié)溶液pH=34，促使 Fe3+水解，生成Fe(OH)3,. 加熱，促使Fe3+水解，生成Fe(OH)3,本節(jié)內(nèi)容要求,1. 掌握鹽類(lèi)水解的概念。 *2. 掌握一元弱酸鹽、 一元弱堿鹽溶液 pH值的計(jì)算。 3. 熟悉鹽類(lèi)水解的抑制和利用,2020/9/17,難溶電解質(zhì)： 溶解度 0.01g/100gH2O,微溶電解質(zhì)： 溶解度 0.1g0.01g/100gH2O,易溶電解質(zhì)： 溶解度 0.1g/100gH2O,3-4 沉淀反應(yīng),2020/9/17,3-4-1難溶電解質(zhì)的溶度積和溶解度,3-4-1難溶電解質(zhì)的溶度積和溶解度,1、溶度積常數(shù),2020/9/17,一般難溶物,即: 在一定溫度下, 難溶電解質(zhì)的飽和溶液 中, 各組分離子濃度冪的乘積是一個(gè)常數(shù)。,溶度積常數(shù),2020/9/17,溶度積表達(dá)式也適用于難溶弱電解質(zhì)。,(2),2020/9/17,溶解度與溶度積的相互換算,例,2020/9/17,對(duì)于AB型難溶強(qiáng)電解質(zhì),2020/9/17,1.不適用于易水解的難溶電解質(zhì),2020/9/17,2020/9/17,只有相同類(lèi)型、基本不水解的難溶強(qiáng)電 解質(zhì)，可直接根據(jù)溶度積大小來(lái)比較溶 解度的大小。,2020/9/17,3-4-2沉淀反應(yīng),3-4-2 沉淀反應(yīng),1、溶度積規(guī)則,根據(jù),2020/9/17,例,在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入10mL 0.10molL-1NH3H2O,問(wèn)有無(wú)Mg(OH)2沉淀生成？,有Mg(OH)2沉淀生成,2020/9/17,例,在10 mL 0.10 molL-1 MgSO4溶液中加入10 mL 0.10molL-1NH3H2O,若使Mg(OH)2沉淀溶解, 最少要加入多少摩爾NH4Cl？,2020/9/17,使沉淀溶解 c(OH-) < 1.110-5 molL-1,c(NH4Cl)(8.210-2-1.110-5)molL-10.082molL-1,平衡濃度/(molL-1) 0.050-1.110-5 y 1.110-5,最少要加入NH4Cl (0.0820.020)mol=0.0016 mol,上此課內(nèi)容回顧:,3.3 鹽類(lèi)的水解反應(yīng),水解反應(yīng)和水解常數(shù)（Kh）* 分步水解 鹽溶液pH的近似計(jì)算* 影響鹽類(lèi)水解度的因素 鹽類(lèi)水解的抑制和利用,3.4 沉淀反應(yīng),難溶電解質(zhì)的溶度積和溶解度(Ksp 、S) 沉淀反應(yīng)：溶度積規(guī)則* 影響沉淀反應(yīng)的因素*,2020/9/17,2、影響沉淀反應(yīng)的因素,s =1.110-9molL-1 < s,沉淀完全的概念 一般當(dāng)c(離子)10-5molL-1,認(rèn)為沉淀完全。 為使離子沉淀完全, 可利用同離子效應(yīng), 加入過(guò)量沉淀劑 (一般過(guò)量20%50%)。,2020/9/17,如M(OH)n型難溶氫氧化物,2020/9/17,例,為除去1.0molL-1ZnSO4溶液中的Fe3+, 溶液的pH應(yīng)控制在什么范圍？,pH應(yīng)控制為： 2.81<pH<5.7,2020/9/17,調(diào)節(jié)溶液pH, 可進(jìn)行離子的分離和提純。,2020/9/17,對(duì)于M2+形成MS型難溶硫化物,開(kāi)始沉淀時(shí),沉淀完全時(shí),c(S2-) molL-1,c(H+) molL-1,2020/9/17,3、分步沉淀,2020/9/17,為達(dá)到分離, 即AgI沉淀完全時(shí)AgCl不沉出,2020/9/17,即AgCl開(kāi)始沉淀時(shí)AgI已沉淀完全,2020/9/17,在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+ 溶液中加入NaOH溶液使其分離，計(jì)算溶 液的pH控制范圍。,例,c2(OH-) < c1(OH-) , Fe(OH)3先沉淀,沉淀次序：不同類(lèi)型，須計(jì)算開(kāi)始沉淀所 需沉淀劑的濃度，所需濃度小 的先沉淀。,2020/9/17,在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+ 溶液中加入NaOH溶液使Ni2+與Fe3+分離， 計(jì)算溶液的pH控制范圍。,例,解: (2) 計(jì)算Fe(OH)3沉淀完全時(shí)的pH,pH=2.81,為使離子分離, pH應(yīng)控制在3.156.72之間,2020/9/17,3-4-3沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化,3-4-3 沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化,1、沉淀的溶解,生成弱酸 CaCO3(s) + 2H+ Ca2+ + H2CO3,生成水 Fe(OH)3(s) + 3H+ Fe3+ + 3H2O,2020/9/17,PbI2(s) + 2I- PbI42-,2020/9/17,2、沉淀的轉(zhuǎn)化,在試劑作用下，由一種難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化為另一種難溶電解質(zhì)的過(guò)程。,沉淀轉(zhuǎn)化趨勢(shì)較大,類(lèi)型相同的難溶強(qiáng)電解質(zhì)，一般來(lái)說(shuō)，溶度積大的難溶電解質(zhì)易轉(zhuǎn)化為溶度積小的難溶電解質(zhì)。難溶電解質(zhì)溶度積相差越大, 轉(zhuǎn)化越完全。,2020/9/17,又如 鍶鹽的生產(chǎn) 需先用Na2CO3將SrSO4(不溶于水和一般酸) 轉(zhuǎn)化為SrCO3,2020/9/17,3-4-4 沉淀反應(yīng)的應(yīng)用,1、制備難溶化合物,2、除去溶液中雜質(zhì),3、離子鑒定,4、離子分離,第四節(jié)結(jié)束,第三章 結(jié)束,作業(yè)：習(xí)題6、12、15、16,